EM_V07_QUIMICA LIVRO DE ATIVIDADES

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Livro do Professor
Volume 7
Livro de 
atividades
Química
Carolina de Cristo Bracht Nowacki
©Editora Positivo Ltda., 2017 
Proibida a reprodução total ou parcial desta obra, por qualquer meio, sem autorização da Editora.
Dados Internacionais para Catalogação na Publicação (CIP) 
(Maria Teresa A. Gonzati / CRB 9-1584 / Curitiba, PR, Brasil)
N935 Nowacki, Carolina de Cristo Bracht.
 Química : livro de atividades : Carolina de Cristo Bracht 
Nowacki. – Curitiba : Positivo, 2017.
 v. 7 : il.
 ISBN 978-85-467-1630-2 (Livro do aluno)
 ISBN 978-85-467-1583-1 (Livro do professor)
 1. Ensino médio. 2. Química – Estudo e ensino. I. Título.
CDD 373.33
©
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to
ck
ph
ot
o.
co
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up
er
he
ro
TM
Equilíbrio químico
13
Estado de equilíbrio e a constante de equilíbrio
 • Reação reversível: ocorre nos dois sentidos simultaneamente, ou seja, o(s) reagente(s) e o(s) produto(s) são consumidos e formados ao 
mesmo tempo.
Reagente(s)
reação direta (v
1
)
reação inversa (v
2
)
Produto(s)
 • Estado de equilíbrio: o equilíbrio é atingido quando a velocidade da reação direta (v1) se iguala à velocidade da reação inversa (v2). 
Equilíbrio
Ve
lo
ci
da
de
 d
a 
re
aç
ão
tempo
V
direta
 = V
inversa
V
inversa
V
direta
 • Equilíbrio dinâmico: ao atingir o equilíbrio químico, a reação continua a ocorrer nos dois sentidos, porém com a mesma velocidade. Dessa 
forma, diz-se que o equilíbrio é dinâmico e que as concentrações do(s) reagente(s) e do(s) produto(s) permanecem constantes no decorrer 
do tempo.
Equilíbrio
C
on
ce
nt
ra
çã
o
tempo
[Reagente(s)]
[Produto(s)]
Uma reação química atinge o estado de equilíbrio químico no momento em que as velocidades das reações direta e inversa se igualam e as 
concentrações dos reagentes e dos produtos permanecem constantes, sob a mesma temperatura.
 • Constante de equilíbrio (Kc): para a reação reversível x Reagente(s) y Produto(s), no equilíbrio, tem-se a seguinte relação:
K
produto s
reagente s
C
y
x
= [ ]
[ ]
( )
( )
K >> 1 [reagente(s)] < [produto(s)]
K << 1 [reagente(s)] > [produto(s)]
Observação: apenas substâncias em solução aquosa ou no estado gasoso são representadas na expressão da constante de equilíbrio, em 
termos de concentração. Substâncias puras líquidas e sólidas apresentam concentrações constantes.
– Relação entre Kp e Kc:
Kp = Kc · (R · T)
n
2 Volume 7
Cálculo da constante de equilíbrio
 • Quando as quantidades do(s) reagente(s) e do(s) produto(s) correspondem aos valores em equilíbrio, a constante de equilíbrio é calculada 
diretamente pela expressão matemática que relaciona as concentrações do(s) reagente(s) e do(s) produto(s). Cada concentração é elevada 
ao coeficiente estequiométrico da equação balanceada. 
 • Quando as quantidades do(s) reagente(s) e do(s) produto(s) NÃO correspondem aos valores em equilíbrio, é necessário organizar as infor-
mações de cada participante em cada etapa do processo para calcular a constante. 
Reagente(s) Produto(s)
Quantidade no INÍCIO
Quantidade que REAGE/Quantidade que se FORMA 
(de acordo com a proporção estequiométrica entre 
os participantes da reação)
Quantidade no EQUILÍBRIO
 • Grau de equilíbrio ( ): determina apenas a quantidade das substâncias que efetivamente reagiram até atingir o equilíbrio químico.
α =
quantidade de matéria que reagiu
quantidade de matéria inicial
Deslocamento de equilíbrio
 • Princípio de Le Chatelier: 
Quando ocorre uma perturbação externa em um sistema em equilíbrio, ele se desloca no sentido de minimizar essa ação para retornar ao 
estado de equilíbrio anterior ou atingir uma nova situação de equilíbrio.
Temperatura
AUMENTO DA 
TEMPERATURA
DIMINUIÇÃO DA 
TEMPERATURA
FAVORECE A REAÇÃO ENDOTÉRMICA 
( H > 0)
FAVORECE A REAÇÃO EXOTÉRMICA 
( H < 0)
Observação: a elevação da temperatura provoca aumento no valor da constante de equilíbrio para 
as reações endotérmicas ( H > 0) e diminui esse valor para as reações exotérmicas ( H < 0).
Pressão
AUMENTO DA 
PRESSÃO
DIMINUIÇÃO DA 
PRESSÃO
FAVORECE O SENTIDO DE CONTRAÇÃO 
DO VOLUME
FAVORECE O SENTIDO DE EXPANSÃO 
DO VOLUME
Observação: quando não há variação na quantidade de partículas gasosas, não ocorre o 
deslocamento do equilíbrio pela alteração na pressão do sistema. 
Concentração
AUMENTO DA 
CONCENTRAÇÃO
DIMINUIÇÃO DA 
CONCENTRAÇÃO
FAVORECE O EQUILÍBRIO NO SENTIDO DE 
CONSUMIR A QUANTIDADE ADICIONADA
FAVORECE O EQUILÍBRIO NO SENTIDO DE 
REPOR A QUANTIDADE REMOVIDA
Catalisador
– Não interfere no equilíbrio químico da reação.
– Diminui o tempo necessário para que seja atingido o equilíbrio, pois aumenta a velocidade da reação.
3Química 3Química
Atividades
1. (UFAC) Uma reação atinge o equilíbrio químico:
 I. Quando não há mais reagentes, somente produtos. 
 II. Quando as concentrações dos reagentes são iguais 
às concentrações dos produtos. 
 III. Quando a velocidade da reação direta é igual à velo-
cidade da reação inversa.
 IV. Quando as concentrações de reagentes e produtos 
se tornam constantes.
 V. Quando não existe mais reação química. 
 As afirmações corretas são:
a) I e II d) IV e V
b) II e III e) III e V
X c) III e IV
2. Quando deixamos por algumas horas uma garrafa de 
refrigerante no congelador, algumas situações podem 
ocorrer: 
 – a garrafa estoura ou quebra, pois o líquido presente 
no seu interior congelou; 
 – nada ocorre com a garrafa, pois o líquido fica somen-
te bastante frio. 
 A segunda situação é bem comum e, quando se abre 
a garrafa, o líquido em seu interior se congela instan-
taneamente. Esse fenômeno é conhecido como super-
congelamento. Ocorre porque as moléculas de água se 
encontram em um estado de equilíbrio e, ao sofrerem 
perturbação pela abertura da garrafa, passam do esta-
do líquido para o sólido de forma instantânea, aumen-
tando o volume ocupado. 
 Com relação ao estado de equilíbrio, assinale V para as 
afirmativas verdadeiras e F para as falsas.
( F ) No estado de equilíbrio, as concentrações do(s) 
reagente(s) e do(s) produto(s) são variáveis.
( F ) O estado de equilíbrio acontece quando a veloci-
dade da reação direta é menor que a velocidade 
da reação inversa.
( V ) A reação é dita reversível quando ocorre simulta-
neamente nos dois sentidos.
No equilíbrio químico, as concentrações do(s) reagente(s) e 
Estado de equilíbrio e a constante de equilíbrio
Quando a velocidade da reação direta 
( V ) A constante de equilíbrio pode ser representada 
pela expressão: K
Produto s
Reagente s
C =
[ ]
[ ]
( )
( )
.
( V ) A diminuição da pressão do sistema pela abertura 
da garrafa favorece o sentido de expansão do vo-
lume.
3. Em um recipiente fechado, o gás hidrogênio e o gás 
iodo reagem originando o ácido iodídrico (HI), cujas mo-
léculas, em determinado momento, começam a reagir. 
 H2(g) + I2(g) 2 HI(g)
 Em certa temperatura, foram obtidas as seguintes con-
centrações no equilíbrio:
 [H2] = 0,10 mol/L [I2] = 0,20 mol/L [HI] = 1,0 mol/L 
 Com base nessas informações, determine: 
a) a expressão da constante de equilíbrio.
K
HI
H I
C =
⎡⎣ ⎤⎦
⎡⎣ ⎤⎦ ⋅ ⎡⎣ ⎤⎦
2
2 2
b) o valor da constante de equilíbrio.
K
K
K
C
C
C
=
⋅
=
=
( , )
( , ) ( , )
,
,
10
0 10 0 20
10
0 02
50
2
do(s) produto(s) permanecem constantes. 
II. Incorreta. No equilíbrio 
químico, as concentrações 
do(s) reagente(s) e do(s) 
produto(s) não são neces-
sariamente iguais.
V. Incorreta. O equilíbrio é 
dinâmico, ou seja, as rea-
ções em equilíbrio químico 
não cessam.
se iguala à velocidade da reação inversa, atinge-se o equilíbrio químico. 
I. Incorreta. No equilíbrio, 
as concentrações do(s) 
reagente(s) e produto(s) 
permanecem constantes.
Há algumas resoluções ao final do livro (gabaritos e comentários).
4 Volume 7
4. (UFRGS – RS) A constante de equilíbrio da reação
 CO(g) + 2 H2(g) CH3OH(g)
 tem o valor de 14,5 a 500 K. As concentrações de me-
tanol e de monóxido de carbono foram medidas nesta 
temperatura em condições de equilíbrio, encontrando--se, respectivamente, 0,145 mol · L–1 e 1 mol · L–1.
 Com base nesses dados, é correto afirmar que a con-
centração de hidrogênio, em mol L–1, deverá ser
a) 0,01 d) 1,45
X b) 0,1 e) 14,5
c) 1
K
CH OH
CO H
H
H mol
C =
⎡⎣ ⎤⎦
⎡⎣ ⎤⎦ ⋅ ⎡⎣ ⎤⎦
=
⋅ ⎡⎣ ⎤⎦
⎡⎣ ⎤⎦ =
3
2
2
2
2
2
14 5
0 145
1
0 1
,
,
, //L
5. O dióxido de nitrogênio (NO2) sofre dimerização forman-
do o tetraóxido de dinitrogênio (N2O4). Essa reação de 
dimerização ocorre quando duas moléculas da mesma 
substância se combinam e formam apenas uma, confor-
me o equilíbrio químico representado pela equação:
 2 NO2(g) N2O4(g)
 castanho incolor
 avermelhado 
 Sabendo que o Kp para esse equilíbrio corresponde a 
0,14 e a pressão parcial do NO2 é igual a 0,7 atm, 
determine a pressão parcial do N2O4.
K
p
p
p
p
p
p
N O
NO
N O
N O
N O
=
=
= ⋅
( )
( )
,
( )
( , )
( ) , ,
(
2 4
2
2 4
2 4
2 4
2
2
0 14
0 7
0 14 0 49
)) ,= 0 0686 atm
6. (UECE) O tetróxido de dinitrogênio gasoso, utilizado 
como propelente de foguetes, dissocia-se em dióxido 
de nitrogênio, um gás irritante para os pulmões, que 
diminui a resistência às infecções respiratórias.
 Considerando que, no equilíbrio a 60 °C, a pressão par-
cial do tetróxido de dinitrogênio é 1,4 atm e a pressão 
parcial do dióxido de nitrogênio é 1,8 atm, a constante 
de equilíbrio Kp será, em termos aproximados,
a) 1,09 atm c) 1,67 atm
b) 2,09 atm X d) 2,31 atm
N2O4(g) 2 NO2(g)
K
p
p
K
K atm
p
NO
N O
p
p
=
=
=
( )
( )
( , )
( , )
,
2
2 4
2
218
14
2 31
7. Economicamente viável e vastamente utilizada, a sínte-
se da amônia em escala industrial é realizada pelo pro-
cesso de Haber-Bosch em que se controla a pressão e 
a temperatura, mantendo-se um sistema em equilíbrio 
formado entre os gases:
 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)
 Sabendo que as pressões parciais no equilíbrio são: 
0,4 atm para o N2, 1,0 atm para o H2 e 0,2 atm para 
NH3, determine as constantes Kc e Kp na temperatura 
de 27 °C.
 (Dado: R = 8,2 · 10–2 atm · L · K–1 · mol–1)
K
p
p p
K
K
K K R
p
NH
N H
p
p
p c
=
⋅
=
⋅
=
= ⋅ ⋅
( )
( ) ( )
( , )
( , ) ( , )
,
(
3
2 2
2
3
2
3
0 2
0 4 10
0 1
TT
K
K
K
K
n
c
c
c
c
)
, ( , )
,
( , )
, ( , )
Δ
0 1 8 2 10 300
0 1
24 6
0 1 24 6
2 2
2
2
= ⋅ ⋅ ⋅
=
= ⋅
− −
−
≅≅ 60 52,
Química 5
8. 
Chuva ácida
A água da chuva não é totalmente pura, pois sempre carrega componentes da atmosfera, o próprio 
CO2 ao se dissolver na água a torna um pouco ácida, com um pH aproximadamente igual a 5,6. A 
reação da água com o gás carbônico é:
CO2 + H2O H2CO3
O ácido formado (ácido carbônico) é um ácido muito fraco, o que não compete à água uma dimi-
nuição brusca do pH.
[...] 
Diferentemente do CO2, os óxidos de enxofre (SO2 e SO3) e de nitrogênio (N2O, NO e NO2) pre-
sentes na atmosfera formam ácidos fortes, aumentando a acidez da água da chuva.
[...]
Disponível em: <http://www.uenf.br/uenf/centros/cct/qambiental/ar_chuvacida.html>. Acesso em: 27 nov. 2015.
 Um dos equilíbrios envolvidos na formação da chuva ácida está representado pela equação:
 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
 Considere que, em um recipiente de 1 litro, foram misturados 6 mols de SO2 e 5 mols de O2. Após algum tempo, o 
sistema atingiu o equilíbrio, obtendo-se 4 mols de SO3.
 Com essas informações, complete o quadro e calcule a constante de equilíbrio em termos de concentração. 
2 SO2(g) O2(g) 2 SO3(g)
Início 6 mol/L 5 mol/L 0
Reage/forma 4 mol/L 2 mol/L 4 mol/L
Equilíbrio 2 mol/L 3 mol/L 4 mol/L
K
SO
SO O
K
K
C
C
C
=
⎡⎣ ⎤⎦
⎡⎣ ⎤⎦ ⋅ ⎡⎣ ⎤⎦
=
⋅
=
3
2
2
2
2
2
2
4
2 3
133
( )
( ) ( )
,
9. Em determinada temperatura, num recipiente fechado de 1 L, 1 mol de HBr(g) está 20% dissociado em H2(g) e Br2(g). 
 Complete o quadro a seguir, com base nas informações, e calcule a constante de equilíbrio em termos de concentração. 
2 HBr 1 H2 1 Br2
Início 1 mol/L 0 0
Reage/forma 0,2 mol/L 0,1 mol/L 0,1 mol/L
Equilíbrio 0,8 mol/L 0,1 mol/L 0,1 mol/L
6 Volume 7
K
H Br
HBr
K
K
C
C
C
=
⎡⎣ ⎤⎦ ⋅ ⎡⎣ ⎤⎦
⎡⎣ ⎤⎦
=
( ) ⋅( )
( )
≅
2 2
2
2
0 1 0 1
0 8
0 016
, ,
,
,
10. (FGV – RJ) 
Estudos ambientais revelaram que o ferro é um dos metais presentes em maior quantidade na 
atmosfera, apresentando-se na forma do íon de ferro 3+ hidratado, [Fe(H2O)6]
3+. O íon de ferro na 
atmosfera se hidrolisa de acordo com a equação 
[Fe(H2O)6]
3+ [Fe(H2O)5OH]
2+ + H+
(Química Nova, vol. 25, n.º 2, 2002. Adaptado)
 Um experimento em laboratório envolvendo a hidrólise de íons de ferro em condições atmosféricas foi realizado em 
um reator de capacidade de 1,0 L. Foi adicionado inicialmente 1,0 mol de [Fe(H2O6)]
3+ e, após a reação atingir o equi-
líbrio, havia sido formado 0,05 mol de íons H+. A constante de equilíbrio dessa reação nas condições do experimento 
tem valor aproximado igual a
a) 2,5 ∙ 10–1 d) 5,0 ∙ 10–2
X b) 2,5 ∙ 10–3 e) 5,0 ∙ 10–3
c) 2,5 ∙ 10–4
Fe H O2 6
3
( )⎡⎣ ⎤⎦
+
Fe H O OH2 5
2
( )⎡⎣ ⎤⎦
+
H+
Início 1 mol/L 0 0
Reage/forma 0,05 mol/L 0,05 mol/L 0,05 mol/L
Equilíbrio 0,95 mol/L 0,05 mol/L 0,05 mol/L
K
K
C
C
=
( )⎡⎣ ⎤⎦
⎡
⎣⎢
⎤
⎦⎥
⋅ ⎡⎣ ⎤⎦
( )⎡⎣ ⎤⎦
⎡
⎣⎢
⎤
⎦⎥
=
+
+
+
Fe H O OH H
Fe H O
2 5
2
2 6
3
0 0, 55 0 05
0 95
0 0026 2 6 10 3
( ) ⋅( )
( )
≅ = ⋅ −
,
,
, ,KC
Química 7
11. (PUC Minas – MG) Considere o equilíbrio químico abaixo:
 A(g) + B(g) 2 C(g) + D(g)
 Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 0,5 mol de A e 0,5 mol de B. Depois de algum tempo, o sistema atingiu 
o equilíbrio, e o número de mol de C foi 0,5. O valor da constante de equilíbrio é:
a) 0,125 c) 0,5
b) 0,25 X d) 1
A B 2 C D
Início 0,5 mol/L 0,5 mol/L 0 0
Reage/forma 0,25 mol/L 0,25 mol/L 0,5 mol/L 0,25 mol/L
Equilíbrio 0,25 mol/L 0,25 mol/L 0,5 mol/L 0,25 mol/L
K
C D
A B
K
K
C
C
C
=
⎡⎣ ⎤⎦ ⋅ ⎡⎣ ⎤⎦
⎡⎣ ⎤⎦ ⋅ ⎡⎣ ⎤⎦
=
( ) ⋅( )
( ) ⋅( )
=
2
2
0 5 0 25
0 25 0 25
, ,
, ,
11
12. (MACKENZIE – SP) Sob condições adequadas de temperatura e pressão, ocorre a formação do gás amônia. Assim, 
em um recipiente de capacidade igual a 10 L, foram colocados 5 mol de gás hidrogênio junto com 2 mol de gás 
nitrogênio. Ao ser atingido o equilíbrio químico, verificou-se que a concentração do gás amônia produzido era de 0,3 
mol/L. Dessa forma, o valor da constante de equilíbrio (Kc) é igual a
a) 1,80 ∙ 10–4 d) 3,60 ∙ 101
b) 3,00 ∙ 10–2 X e) 1,44 ∙ 104
c) 6,00 ∙ 10–1
3 H2 1 N2 2 NH3
Início 0,5 mol/L 0,2 mol/L 0
Reage/forma 0,45 mol/L 0,15 mol/L 0,3 mol/L
Equilíbrio 0,05 mol/L 0,05 mol/L 0,3 mol/L
• Concentração inicial dos reagentes:
5 mol 10 L
 x 1L
x = 0,5 mol de H2 0,5 mol/L
2 mol 10 L
 x 1L
x = 0,2 mol de N2 0,2 mol/L
K
NH
H N
K
K
C
C
C
=
⎡⎣ ⎤⎦
⎡⎣ ⎤⎦ ⋅ ⎡⎣ ⎤⎦
=
⋅
= ⋅
3
2
2
3
2
2
3
0 3
0 05 0 05
144 10
( , )
( , ) ( , )
, 44
8 Volume 7
Deslocamento de equilíbrio
13. Segundo o Princípio de Le Chatelier, quando ocorre 
alguma perturbação externa em um sistema em equi-
líbrio, é possível deslocar esse equilíbrio no sentido de 
minimizar essa ação. Encontre os termos corretos para 
completar as afirmativas relacionadas ao efeito do des-
locamento de equilíbrio. 
a) O aumento da temperatura desloca o equilíbrio no 
sentido da reação endotérmica . 
(exotérmica/endotérmica)
b) A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio 
no sentido da reação exotérmica . 
(exotérmica/endotérmica)
c) O aumento da pressão desloca o equilíbrio no 
sentido da contração do volume. 
(contração/expansão) 
d) A diminuição da pressão desloca o equilíbrio no 
sentido da expansão do volume. 
(contração/expansão) 
e) A adição de uma substância desloca o equilíbrio no 
sentido de consumir a quantidade 
adicionada. (repor/consumir)
f) A remoção de uma substância desloca o equilíbrio 
no sentido de repora quantidade 
retirada. (repor/consumir)
14. No sangue, as moléculas de hemoglobina e de gás 
oxigênio dissolvido estão em equilíbrio com a oxi-
-hemoglobina (hemoglobina combinada com oxigênio), 
conforme o equilíbrio químico:
 Hb(aq) + O2(g) HbO2(aq)
 A oxi-hemoglobina é a responsável pela oxigenação do 
organismo, essencial à vida. Explique o que ocorre com 
esse equilíbrio quando uma pessoa se submete a alti-
tudes progressivamente elevadas. 
Nas localidades de maior altitude, há menor concentração de 
oxgênio no ar e, consequentemente,o equilíbrio mencionado é
deslocado para a esquerda. Isso reduz a quantidade de oxi-hemo-
globina presente no sangue, provocando vários desconfortos
físicos.
15. A atividade vulcânica é a principal fonte responsável 
pelas emissões naturais de SO2. Esse óxido, em conta-
to com o oxigênio do ar atmosférico, produz o trióxido 
de enxofre, que, ao reagir com a água da chuva, origina 
o ácido sulfúrico (H2SO4), considerado um dos grandes 
vilões da chuva ácida. 
 SO2(g) + 1/2 O2(g) SO3(g)
 SO3(g) + H2O(ℓ) H2SO4(aq)
 Qual ação poderia ser aplicada ao equilíbrio, em um 
sistema fechado, para que ocorra uma diminuição na 
quantidade de ácido sulfúrico? 
Para diminuir a formação de ácido sulfúrico, é necessário 
diminuir a quantidade de SO3 produzido no equilíbrio químico, 
representado pela primeira equação. Para isso, pode-se retirar 
SO2(g) ou O2(g) do sistema. 
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
A
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m
it 
Ja
ck
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to
ck
p
h
ot
o.
co
m
/k
u
ra
p
at
ka
Química 9
18. Observe esta imagem, que se refere a um experimento 
realizado em laboratório.
Situação inicial: 
vermelho/castanho-escuro
tempo
Situação final: 
castanho-claro
tempo tempo tempo
 No estado inicial, verifica-se a presença de NO2(g) e, no 
estado final, de N2O4(g). A reação entre esses gases é 
representada pelo equilíbrio:
 2 NO2(g) N2O4(g)
 Para manter a coloração inicial, pode-se:
a) aumentar a pressão do sistema, pois o equilíbrio se 
deslocará para o lado de maior volume.
X b) reduzir a pressão do sistema, pois o equilíbrio se 
deslocará para o lado de maior volume.
c) reduzir a pressão do sistema, pois o equilíbrio se 
deslocará para o lado de menor volume.
d) aumentar a pressão do sistema, pois o equilíbrio se 
deslocará para o lado de menor volume.
e) reduzir a pressão do sistema, pois o equilíbrio não 
será deslocado.
19. (FGV – RJ) Os automóveis são os principais poluidores 
dos centros urbanos. Para diminuir a poluição, a legis-
lação obriga o uso de catalisadores automotivos. Eles 
viabilizam reações que transformam os gases de esca-
pamento dos motores, óxidos de nitrogênio e monóxido 
de carbono em substâncias bem menos poluentes.
 Os catalisadores a energia de ativa-
ção da reação no sentido da formação dos produtos, 
 a energia de ativação da reação no 
sentido dos reagentes e no equilíbrio 
reacional.
 No texto, as lacunas são preenchidas, correta e respec-
tivamente, por:
a) diminuem … aumentam … interferem
X b) diminuem … diminuem … não interferem
c) diminuem … aumentam … não interferem
d) aumentam … diminuem … interferem
e) aumentam … aumentam … interferem
16. O monóxido de nitrogênio (NO) é um dos gases poluen-
tes da atmosfera produzido durante a queima de com-
bustíveis fósseis. Pode ser obtido a partir da reação 
de síntese entre o nitrogênio (N2(g)) e o oxigênio (O2(g)), 
conforme a equação:
 N2(g) + O2(g) 2 NO(g) H = +43,2 kcal
 Explique como a variação de temperatura no sistema 
afeta esse equilíbrio químico. 
Nesse equilíbrio, a reação direta é endotérmica, ou seja, ocorre 
com absorção de calor. Portanto, ao aumentarmos a temperatura 
do sistema, o equilíbrio é deslocado para a direita ( ), no 
sentido de formação do produto. No entanto, ao diminuirmos 
a temperatura, o equilíbrio é deslocado, favorecendo a 
reação exotérmica (para a esquerda ), que libera calor. 
17. O gráfico a seguir refere-se ao seguinte equilíbrio ga-
soso:
 A(g) + B(g) C(g) + D(g)
En
er
gi
a 
(k
J)
120
90
50
20
Caminho da reação
A + B
C + D
 Pela análise do gráfico, assinale V para as afirmativas 
verdadeiras e F para as falsas.
( V ) A reação direta é exotérmica, pois a entalpia dos 
reagentes é maior que a entalpia dos produtos.
( V ) A energia de ativação da reação direta sem cata-
lisador é maior do que a energia de ativação da 
reação com a presença do catalisador.
( F ) O catalisador interfere no equilíbrio químico da 
reação, pois diminui a energia de ativação.
( F ) A reação inversa é favorecida pela diminuição da 
temperatura.
( F ) A variação de entalpia da reação com catalisador 
é menor que a variação de entalpia da reação sem 
catalisador.
19. Os catalisadores reduzem a energia de ativação das reações (direta e inversa) aumentando suas 
velocidades. Porém, o aumento na velocidade da reação direta, assim como da inversa, permite concluir 
que a adição do catalisador não interfere no equilíbrio químico da reação nem no rendimento do processo.
18. Para manter a coloração inicial, caracterizada pelo NO2, é necessário que o 
equilíbrio seja deslocado para a esquerda ( ). Isso pode ser feito diminuindo a 
pressão do sistema, pois, dessa forma, o equilíbrio favorece a expansão do volume. 
10 Volume 7
20. (UCS – RS) O oxigênio presente no ar atmosférico, ao 
chegar aos pulmões, entra em contato com a hemoglo-
bina (Hem) do sangue, dando origem à oxiemoglobina 
(HemO2), que é responsável pelo transporte de O2 até 
as células de todo o organismo. O equilíbrio químico 
que descreve esse processo pode ser representado 
simplificadamente pela equação química abaixo.
 Hem(aq) + O2(g) HemO2(aq)
 À medida que uma pessoa se desloca para locais de 
 maior altitude, a quantidade e a pressão 
parcial de O2 no ar vai diminuindo e esse 
equilíbrio vai se deslocando para a esquerda . 
Em função disso, a pessoa sente fadiga e tontura, e 
pode até morrer em casos extremos. O corpo tenta 
reagir produzindo mais hemoglobina; esse processo, 
porém, é lento e somente se conclui depois de várias 
semanas de “ambientação” da pessoa com a altitude. 
É interessante notar que os povos nativos de lugares 
muito altos, como o Himalaia, desenvolveram, através 
de muitas gerações, taxas de hemoglobina mais ele-
vadas que a dos habitantes à beira-mar. Esse fenôme-
no proporciona uma boa vantagem, por exemplo, aos 
jogadores de futebol da Bolívia, em relação aos seus 
adversários estrangeiros, quando disputam uma parti-
da na cidade de La Paz, a mais de 3 600 m de altitude.
 Assinale a alternativa que preenche correta e respecti-
vamente, as lacunas acima.
a) maior – aumentando – esquerda
X b) maior – diminuindo – esquerda
c) menor – diminuindo – esquerda
d) menor – diminuindo – direita
e) maior – aumentando – direita
21. (ACAFE – SC) Dado o equilíbrio químico abaixo e basea-
do nos conceitos químicos é correto afirmar, exceto:
 2 NO2(g) + 7 H2(g) 2 NH3(g) + 4 H2O(g) H > 0
X a) A presença de um catalisador altera a constante de 
equilíbrio.
b) Adicionando H2 o equilíbrio é deslocado para a direita.
c) Diminuindo a pressão do sistema, o equilíbrio é 
deslocado para a esquerda.
d) Diminuindo a temperatura do sistema, o equilíbrio é 
deslocado para a esquerda.
22. (UNESP – SP) Para a produção de energia, os mamífe-
ros oxidam compostos de carbono nos tecidos, produ-
zindo dióxido de carbono gasoso, CO2(g), como principal 
subproduto. O principal meio de remoção do CO2(g) 
gerado nos tecidos envolve sua dissolução em água, 
seguida da reação do gás dissolvido com a água, sob 
a ação de um catalisador biológico, a enzima anidrase 
carbônica, como representado a seguir.
 CO2(g) 
H O2 CO2(aq) + calor (etapa 1)
 CO2(aq) + H2O(ℓ) 
catalisador
biológico
 HCO
aq3
–
( ) + H
+
(aq) (etapa2)
 A respeito desse processo, é correto afirmar que
X a) o aumento da concentração de CO2(aq) aumenta a 
acidez do meio.
b) a concentração de CO2(aq) não influi na acidez do meio. 
c) a concentração de H+(aq) não varia com a elevação 
da temperatura.
d) a reação de formação de HCO
aq3
–
( ) na etapa 2 só 
ocorre na presença do catalisador biológico. 
e) a concentração de H+(aq) aumenta com a elevação 
da temperatura.
23. (FATEC – PR) 
A produção de alimentos para a população 
mundial necessita de quantidades de fertili-
zantes em grande escala, sendo que muitos 
deles se podem obter a partir do amoníaco.
Fritz Haber (1868-1934), na procura de 
soluções para a otimização do processo, des-
cobre o efeito do ferro como catalisador, bai-
xando a energia de ativação da reação.
Carl Bosch (1874-1940), engenheiro quí-
mico e colega de Haber, trabalhando nos li-
mites da tecnologia no início do século XX, 
desenha o processo industrial catalítico de 
altas pressões e altas temperaturas, ainda 
hoje utilizado como único meio de produção 
de amoníaco e conhecido por processo de 
Haber-Bosch.
Controlar as condições que afetam os dife-
rentes equilíbrios que constituem o processo 
de formação destes e de outros produtos, oti-
mizando a sua rentabilidade, é um dos objeti-
vos da Ciência/Química e da Tecnologia para 
o desenvolvimento da sociedade.
(nautilus.fis.uc.pt/spf/DTE/pdfs/fisica_quimica_a_11_homol.pdf 
Acesso em: 28.09.2012.)
Em locais de maior 
altitude, há menor 
concentração de 
oxigênio no ar e, 
consequentemente, 
o equilíbrio é des-
locado para a es-
querda. 
Química 11
21. a) Incorreta. O catalisador diminui a energia de ativação da reação, 
aumentando a sua velocidade. Porém não interfere no equilíbrio químico.
( V ) A quantidade de fotocatalisador limita a conversão. 
( V ) O aumento da temperatura irá favorecer a con-
versão.
( F ) A diminuição do volume do sistema irá favorecer a 
conversão. 
( V ) É condição necessária para a produção de hidro-
gênio que o fotocatalisador absorva energia solar 
superior a 1,23 eV. 
 Assinale a alternativa que apresenta a sequência cor-
reta, de cima para baixo.
a) F – V – V – F.
X b) V – V – F – V.
c) V – F – F – V.
d) V – V – V – F.
e) F – F – V – V.
25. (UEPG – PR) Considerando a equação em equilíbrio, de 
síntese do SO3. 
 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
 As constantes de equilíbrio, Kc, para essa reação em 
diferentes temperaturas são as seguintes:
Kc Temperatura (K)
100 1 000
2 1 200
 Com base nessa equação e os fatores que podem afe-
tar o seu equilíbrio, assinale o que for correto.
(01) Para melhorar o rendimento dessa reação, pode-se 
diminuir a concentração de SO2(g) ou de O2(g). 
(02) Para que essa reação atinja o equilíbrio mais 
rapidamente, pode-se aumentar a concentração 
de SO2(g) ou de O2(g). 
(04) Para melhorar o rendimento dessa reação, pode-
se aumentar o volume do recipiente em que a 
reação ocorre e, desta forma, diminuir a pressão. 
X (08) A síntese do SO3 é uma reação exotérmica. 
X (16) Para melhorar o rendimento dessa reação, deve-se 
abaixar a temperatura.
 Considere a reação de formação da amônia 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) e o gráfico, que mostra a 
influência conjunta da pressão e da temperatura no seu 
rendimento.
(FELTRE, Ricardo. Química – vol. 2, São Paulo, Editora Moderna, 
2004.)
 A análise do gráfico permite concluir, corretamente, que
a) a reação de formação da amônia é endotérmica.
b) o rendimento da reação, a 300 atm, é maior a 600 ºC. 
c) a constante de equilíbrio (Kc) não depende da tem-
peratura. 
X d) a constante de equilíbrio (Kc) é maior a 400 ºC do 
que a 500 ºC. 
e) a reação de formação da amônia é favorecida pela 
diminuição da pressão. 
24. (UFPR) Recentemente, a produção fotocatalítica de hi-
drogênio vem atraindo atenção devido ao processo que 
gera um combustível limpo, o qual é utilizado em célu-
las a combustível. O processo se baseia na separação 
da água nos seus componentes, conforme equilíbrio in-
serido no esquema, utilizando luz solar e um fotocata-
lisador (p. ex. NaTaO3:La). O processo é extremamente 
endotérmico, necessitando 1,23 eV para ocorrer. Num 
experimento, o processo foi realizado num sistema 
fechado, como esquematizado. Considerando essas 
informações, identifique as afirmativas a seguir como 
verdadeiras (V) ou falsas (F):
24.
( V ) O fotocatalisador aumenta a velocidade 
da reação. 
( V ) Por ser um processo endotérmico, o au-
mento da temperatura favorece a produção 
catalítica de hidrogênio.
( F ) A conversão é favorecida pela diminui-
ção da pressão do sistema, ou seja, pelo au-
mento do volume (0 volume 3 volumes).
( V ) O processo é extremamente endotér-
mico, necessitando de 1,23 eV para ocorrer.
12 Volume 7
14
Equilíbrio iônico
Equilíbrio iônico e o caráter ácido-base
Sob temperatura ambiente, a escala de pH varia de 0 (soluções muito ácidas) a 14 (soluções muito básicas), sendo neutra a solução com pH 
igual a 7.
Matematicamente, os potenciais são definidos da seguinte forma:
pH H
pOH OH
= −
= −
+
−
log [ ]
log [ ]
Quando, 
[H+] = 1 · 10–x, em que x = 0 a 14, pH = x 
[OH–] = 1 · 10–y, em que y = 0 a 14, pOH = y 
Equilíbrio iônico da água
 • Autoionização: 
H2O(ℓ) + H2O(ℓ) H3O
+
(aq) + OH
–
(aq)
ou, simplesmente, 
H2O(ℓ) H
+
(aq) + OH
–
(aq)
 • Produto iônico da água: 
Kw = [H
+] · [OH–] = 1 · 10–14 (25 ºC)
pH + pOH = 14
Meio ácido Meio neutro Meio básico
[H+] > [OH–]
[H+] > 1 · 10–7 mol/L 
[OH–] < 1 · 10–7 mol/L
pH < 7
pOH > 7
[H+] = [OH–]
[H+] = 1 · 10–7 mol/L 
[OH-] = 1 · 10–7 mol/L
pH = 7
pOH = 7
[H+] < [OH–]
[H+] < 1 · 10–7 mol/L 
[OH–] > 1 · 10–7 mol/L
pH > 7
pOH < 7
Equilíbrio iônico de ácidos e bases fracos
 • Constante de ionização ácida: 
HxA(aq) + x H2O(ℓ) x H
+
(aq) + A
x–
(aq)
K
H A
H A
a
x x
x
=
⋅+ −[ ] [ ]
[ ]
 
 Ka = força = [H
+]
13Química
 • Constante de ionização básica: 
C(OH)x(s) + H2O(ℓ) C
x+
(aq) + x OH
–
(aq)
K
C OH
C OH
b
x x
x
=
⋅+ −[ ] [ ]
[ ( ) ]
 
 Kb = força = [OH
–]
 • Lei da Diluição de Ostwald: 
Ki =
⋅
−
α
α
2
1
[ ]
( )
Quando 0 < < 5%, 
Ki = ⋅α
2 [ ]
Hidrólise salina
Sal + H2O 
Hidrólise
Neutralização
 Ácido + Base
Ácido forte Ácido fraco
B
as
e 
fr
ac
a
Cx+(aq) + H2O(ℓ) C(OH)y(aq) + H
+
(aq)
Hidrólise do cátion
[H+] > [OH–] solução ácida pH < 7
Cx+(aq) + A
y–
(aq) + H2O(ℓ) C(OH)y(aq) + HxA(aq)
Hidrólise do cátion e do ânion
O caráter da solução depende das constantes Ka e Kb.
B
as
e 
fo
rt
e H2O(ℓ) OH
–
(aq) + H
+
(aq)
Não ocorre hidrólise
[H+] = [OH–] solução neutra pH = 7
Ay–(aq) + H2O(ℓ) OH
–
(aq) + HxA(aq)
Hidrólise do ânion
[H+] < [OH–] solução básica pH > 7
 • Sistema-tampão: tem a propriedade de manter o pH praticamente constante mesmo quando é adicionado a ela um ácido ou uma base 
forte.
Tampão ácido: ácido fraco + sal do ácido
Tampão básico: base fraca + sal da base
Produto de solubilidade
Corpo de fundo(s) 
dissolução do corpo de fundo
precipitação do corpo de fundo
 y Cátionx+(aq) + x Ânion
y–
(aq)
Kps = [Cátion
x+]y · [Ânion
y–]x
14 Volume 7
Atividades
Há algumas resoluções ao final do livro (gabaritos e comentários).
Química 15
Equilíbrio iônico e o caráter ácido-base
1. Complete o quadro. 
Sistema [H+] [OH–] pH pOH caráter
Vinagre 1,0 · 10–3 1,0 · 10–11 3 11 ácido
Leite de magnésia 1,0 · 10–10 1,0 · 10–4 10 4 básico
Suco de laranja 1,0 · 10–4 1,0 · 10–10 4 10 ácido
KOH (0,001 mol/L) 1,0 · 10–11 1,0 · 10–3 11 3 básico
HCℓ (0,01 mol/L) 1,0 · 10–2 1,0 · 10–12 2 12 ácido
2. Entre os líquidos do quadro abaixo:
Líquidos [H+] (mol/L)
Leite 1,0 · 10–7
Água do mar 1,0 · 10–8
Refrigerante 1,0 · 10–3
Café preparado 1,0 · 10–5
Lágrima 1,0 · 10–7
Água de lavanderia 1,0 · 10–12
a) Quais têm caráter ácido? Justifique.
Refrigerante e café preparado, pois apresentam [H+] > 1 · 10–7 mol/L.
b) Quais têm caráter neutro? Justifique.
Leite e lágrima, pois apresentam [H+] = 1 ·10–7 mol/L.
c) Quais têm caráter básico? Justifique.
Água do mar e água de lavanderia, pois apresentam [H+] < 1 · 10–7 mol/L.
d) Insira no quadro a concentração molar de íons OH– para cada líquido. 
Líquidos [OH–] (mol/L)
Leite 1,0 · 10–7
Água do mar 1,0 · 10–6
Refrigerante 1,0 · 10–11
Café preparado 1,0 · 10–9
Lágrima 1,0 · 10–7
Água de lavanderia 1,0 · 10–2
16 Volume 7
3. A água pura ou mesmo em solução se ioniza fraca-
mente num processo reversível conhecido como au-
toionização. Represente a equação de ionização da 
água e sua constante de equilíbrio em termos de con-
centração.
Equação de ionização: H2O(ℓ) H
+
(aq) + OH
–
(aq) 
Constante de equilíbrio: Kw = [H
+] · [OH–]
4. Determinada solução aquosa apresentou concentração 
de íons H+ igual a 2,0 · 10–5 mol/L. 
a) Essa solução é ácida ou básica? Justifique sua res-
posta por meio de cálculos. 
 (Dado: log 2 = 0,3)
pH = –log [H+]
pH = –log(2 · 10–5)
pH = –(log 2 + log 10–5)
pH = –(0,3 – 5)
pH = 4,7 solução ácida
b) Calcule a concentração de íons OH– nessa solução.
Kw = [H
+] · [OH–]
1 · 10–14 = 2 · 10–5 · [OH–]
[OH–] = 5 · 10–10 mol/L
5. Com o intuito de quantificar os valores das concen-
trações dos íons H+ e OH– para soluções diluídas, o 
bioquímico Soren Sörensen propôs o uso da função 
logarítmica para expressar a concentração e facilitar 
a indicação numérica da acidez e da alcalinidade das 
soluções. Em relação a esse assunto, assinale V para 
as afirmativas verdadeiras e F para as falsas. 
( F ) Quanto maior a acidez da solução, maior a con-
centração de íons H+ e, consequentemente, maior 
o pH. 
( V ) Quanto maior a alcalinidade da solução, maior a 
concentração de íons OH– e, consequentemente, 
maior o pH.
( V ) Em soluções ácidas, a concentração de íons H+ é 
maior que 10–7. 
( F ) Em soluções básicas, a concentração de íons OH– 
é menor que 10–7.
6. (UEMG) O potencial hidrogeniônico (pH) é uma medida 
de acidez presente nos mais diversos sistemas quí-
micos, sejam eles orgânicos ou não. A figura a seguir 
mostra alguns valores de pH encontrados em quatro 
partes do corpo humano, a 25 ºC.
 Com base nos sistemas dados (boca, estômago, pân-
creas e intestino delgado) e nas informações forneci-
das, é correto afirmar que
a) a acidez no estômago é decorrente da produção do 
ácido sulfúrico.
b) a boca é tão alcalina quanto o intestino delgado. 
c) no intestino delgado, a concentração de íons hidro-
gênio é igual a 6,7 mol/L.
X d) o estômago é cerca de um milhão (106) de vezes 
mais ácido que o pâncreas.
Quanto maior a acidez, maior a concentração de 
íons H+. Portanto, menor o valor de pH. 
Em soluções básicas: [OH–] > 10–7 pOH < 7 e pH > 7.
A acidez no estômago é decorrente da 
produção do ácido clorídrico. 
No intestino delgado, o pH é 
igual a 6,7.
Em soluções ácidas: [H+] > 10–7 pH < 7.
6. b) Incorreta. A boca e o intestino delgado apresentam 
o mesmo valor de pH; portanto, têm a mesma caracterís-
tica quanto à acidez. 
c) Incorreta.
 pH = –log [H+]
 6,7 = –log [H+]
 –6,7 = log [H+]
 [H+] = 10–6,7mol/L
d) Correta.
+ −
+ −
+ +
= =
=
2
estômago 6
8
pâncreas
6
estômago pâncreas
[H ] 10
10
[H ] 10
[H ] 10 [H ]
8.
I. Correta. Sendo pH = 8, então pOH = 6 e 
[OH–] = 1 · 10–6 mol/L. 
II. Incorreta. O solo português é básico, 
pois apresenta pH próximo de 8. Já o solo 
gaúcho é ácido, com pH entre 4 a 5. 
III. Correta. A adição do carbonato de cál-
cio – sal básico – aumenta o pH do solo.
Química 17
7. (UEM – PR) O pH (potencial hidrogeniônico) de solu-
ções aquosas é dado pela expressão pH= –log[H+], 
onde [H+] indica a concentração em mol/litro de íons 
H+ nessa solução. O quadro abaixo fornece o pH apro-
ximado de algumas bebidas do nosso dia a dia.
Bebida pH
Suco de limão 2,5
Vinho 3,0
Suco de laranja 3,5
Cerveja 4,5
Leite 6,5
Água 7,0
 Com base nessa tabela e nos conhecimentos de Quí-
mica, assinale o que for correto.
(01) Um litro de cerveja contém mais íons H+ do que 
um litro de suco de laranja.
X (02) Quanto maior for a concentração de íons H+, mais 
ácida será a bebida. [H+] acidez pH
X (04) Em um litro de leite existem, aproximadamente, 
1
1013
 mols de íons H+.
X (08) O pH de uma solução tendo 100 mililitros de 
água e 200 mililitros de vinho é menor do que 4.
(16) Se adicionarmos água a qualquer outra bebida da 
tabela, a concentração de íons H+ na nova solução 
irá aumentar.
8. (UFRGS – RS) Para obter um bom azeite, são necessá-
rias azeitonas de qualidade provenientes de um olival 
bem tratado. Portugal destaca-se por produzir excelen-
tes azeitonas cujos olivais são plantados em um solo 
com valores de pH próximos de 8,0. Atualmente em-
presários gaúchos têm investido no plantio de oliveiras. 
No Rio Grande do Sul, onde o pH do solo varia entre 4,0 
a 5,0, estudos indicaram a necessidade de elevar o pH 
do solo a no mínimo 6,5, a fim de viabilizar o plantio 
das oliveiras com boa produtividade. Sobre esses da-
dos, são feitas as seguintes afirmações.
 I. A concentração de OH– em um solo português com 
pH = 8 é na ordem de 10–6 mol · L–1. 
 II. O solo português é mais ácido que o solo gaúcho. 
 III. A correção do solo gaúcho pode ser feita através 
da adição de calcário, a fim de obter um solo com 
pH = 6,5. Quais estão corretas? 
a) Apenas I. 
b) Apenas II. 
X c) Apenas I e III. 
d) Apenas II e III. 
e) I, II e III.
9. Equilíbrio iônico é um caso particular de equilíbrio 
químico em que uma substância, ao ser adicionada à 
água, produz íons livres. Para o ácido e a base indica-
dos a seguir, represente a ionização e a dissociação 
iônica e escreva a equação da constante de equilíbrio.
a) H2CO3 (ácido carbônico)
H2CO3 + H2O 2 H
+ + CO3
2–
K
H CO
H CO
a =
⋅+ −[ ] [ ]
[ ]
2
3
2
2 3
b) NH4OH (hidróxido de amônio) 
NH4OH + H2O NH4
+ + OH–
K
NH OH
NH OH
b =
⋅+ −[ ] [ ]
[ ]
4
4
10. Analisando as constantes de ionização dos monoáci-
dos abaixo, a uma dada temperatura,
 KHA = 2,5 · 10
–2
 KHB = 3,0 · 10
–4
 KHC = 5,0 · 10
–5
 Coloque os ácidos em ordem crescente de força. 
HC < HB < HA
7. 04) Correta.
 pH = –log [H+]
 6,5 = –log [H+]
 –6,5 = log [H+]
 [H+] = 10–6,5mol/L
 Note que:
 
1
10
1
10
1
10
10
13 13 2 6 5
6 5= = = −
/ ,
,
08) Correta.
 10–7 · 100 + 10–3 · 200 = [ ] · 300
 [ ] 6,7 · 10–4 mol/L pH 3,17
Por ser mais ácido que a 
cerveja, o suco de laranja contém mais íons H+. 
O processo de diluição diminui a concen-
tração de íons H+ na solução.
18 Volume 7
11. É possível comparar as forças das bases pelos valores 
das suas constantes de equilíbrio. Considerando as re-
ações seguintes e os respectivos valores de Kb: 
 NH3 + H2O NH4
+ + OH– K = 1,8 · 10–5
 CH3NH2 + H2O CH3NH3
+ + OH– K = 4,4 · 10–4
 C6H5NH2 + H2O C6H5NH3
+ + OH– K = 4,2 · 10–10
a) qual é a base mais forte? Justifique.
CH3NH2, pois a constante (Kb) é maior.
b) qual é a base mais fraca? Justifique.
C6H5NH2, pois a constante (Kb) é menor.
12. Estas informações se referem às constantes de ioniza-
ção de alguns ácidos em solução aquosa:
 I. Ácido acético 1,8 · 10–5
 II. Ácido fórmico 1,8 · 10–4
 III. Ácido cianídrico 4,8 · 10–10
 IV. Ácido hidrogenossulfúrico (HSO4
–) 1,3 · 10–2
 V. Ácido hidrogenossulfídrico (HS–) 1,3 · 10–13
a) Qual deles é o mais ionizado? Justifique.
Ácido hidrogenossulfúrico, pois a constante é maior.
b) Qual é o menos ionizado? Justifique.
Ácido hidrogenossulfídrico, pois a constante é menor.
13. (UPF – RS) No quadro, são mostradas diferentes solu-
ções aquosas e seus respectivos valores de Ka, cons-
tante de ionização ácida.
 I. Ácido nitroso (HNO2(aq)) Ka = 5,0 ∙ 10
–4
 II. Ácido hipocloroso (HCℓO(aq)) Ka = 3,2 ∙ 10
–8
III. Ácido hipobromoso (HBrO(aq)) Ka = 6,0 ∙ 10
–9
 IV. Ácido carbônico (H2CO3(aq)) Ka = 4,4 ∙ 10
–7
 V. Ácido bromídrico (HBr(aq)) Ka > 1
 Analisando os valores de Ka e considerando concentra-
ção em quantidade de matéria igual a 1 mol L–1 para 
as soluções listadas,assinale a alternativa correta. 
X a) A solução aquosa de ácido hipobromoso (HBrO(aq)) 
irá apresentar caráter ácido menos acentuado do 
que a solução aquosa de ácido bromídrico (HBr(aq)).
b) A solução aquosa de ácido hipocloroso (HCℓO(aq)) irá 
apresentar caráter ácido menos acentuado do que a 
solução aquosa de ácido hipobromoso (HBrO(aq)).
c) A solução aquosa de ácido carbônico (H2CO3(aq)) irá 
apresentar caráter ácido mais acentuado do que a 
solução aquosa de ácido nitroso (HNO2(aq)).
d) O ácido carbônico (H2CO3(aq)), entre as soluções lis-
tadas, apresenta maior grau de ionização e, portan-
to, irá apresentar maior valor de pH.
e) Dentre as soluções listadas, a solução aquosa de 
ácido bromídrico (HBr(aq)) é a que irá apresentar me-
nor grau de ionização e a que será a melhor condu-
tora de eletricidade.
14. (MACKENZIE – SP) Determine, respectivamente, o pH 
e a constante de ionização de uma solução aquosa de 
um ácido monocarboxílico 0,01 M, a 25 ºC, que está 
20% ionizado, após ter sido atingido o equilíbrio.
 Dado: log 2 = 0,3
a) 3,3 e 5 ∙ 10–4 
b) 2,7 e 2 ∙ 10–3 
c) 1,7 e 5 ∙ 10–4 
X d) 2,7 e 5 ∙ 10–4 
e) 3,3 e 2 ∙ 10–3 
 Ka força do ácido pH
Química 19
[H+] = · [ ] 
[H+] = 0,20 · 0,01 = 2 · 10–3 mol/L
pH = –log [H+]
pH = –(log 2 · 10–3)
pH = –(log 2 + log 10–3)
pH = –(0,3 – 3) 
pH = 2,7
K
K
K
i
i
i
=
⋅
−
=
⋅
−
= ⋅ −
α
α
2
2
4
1
0 20 0 01
1 0 20
5 10
[ ]
( )
( , ) ,
( , )
15. (UERN) Considere a concentração de uma solução de ácido acético (CH3COOH) igual a 0,6 mol/L e o seu grau de 
ionização igual a 3% em temperatura ambiente. É correto afirmar que
a) A [H+] é igual 0,18.
b) A [H+] é proveniente de duas etapas. 
c) O valor da [CH3COO
–] é três vezes maior que a [H+].
X d) A constante de ionização é de, aproximadamente, 5,5 ∙ 10–4.
H3CCOOH H
+ + H3CCOO
–
 = 3% = 0,03
[CH3COOH] = 0,6 mol/L
[H+] = · [CH3COOH]
[H+] = 0,03 · 0,6 = 0,018 = 18 · 10–3 mol/L
K
K
K
i
i
i
=
⋅
−
=
⋅
−
≅ ⋅ −
α
α
2
2
4
1
0 03 0 6
1 0 03
5 5 10
[ ]
( )
( , ) ,
( , )
,
Como a relação entre os íons é de 1:1, ambos apresentam o mesmo valor de concentração.
O ácido acético é um monoácido, por isso a [H+] é proveniente de uma etapa.
A [H+] é igual a 1,8 · 10–2 mol/L.
20 Volume 7
Hidrólise salina
16. Todo sal classificado como neutro produzirá necessa-
riamente uma solução neutra? Justifique sua resposta.
Não, pois o sal, ao reagir com a água, pode liberar íons H+ e/ou 
OH–. A presença desses íons é que determinará se a solução é 
ácida, básica ou neutra. 
17. A hidrólise salina é uma reação de equilíbrio que ocorre 
em pequena extensão entre a água e os cátions e/ou 
ânions provenientes da dissociação de um sal. Sobre 
esse assunto, relacione corretamente as informações. 
1. pH < 7, solução ácida
2. pH > 7, solução básica
3. pH = 7, solução neutra
( 2 ) KCN + H2O HCN + KOH 
( 3 ) NaCℓ + H2O HCℓ + NaOH
( 1 ) NH4Cℓ + H2O HCℓ + NH4OH
18. Para os sais a seguir, escreva, se houver, a equação de 
hidrólise e justifique seu caráter, quando possível. 
a) NH4NO3
NH4NO3 + H2O NH4OH + HNO3
NH4
+ + NO3
– + H2O NH4OH + H
+ + NO3
–
NH4
+ + H2O NH4OH + H
+
 caráter ácido
b) KNO2
KNO2 + H2O KOH + HNO2
K+ + NO2
– + H2O K
+ + OH– + HNO2
NO2
– + H2O OH
– + HNO2
 caráter básico
c) Aℓ2S3
Aℓ2S3 + 6 H2O 2 Aℓ(OH)3 + 2 H2S
2 Aℓ3+ + 3 S
2– + 6 H2O 2 Aℓ(OH)3 + 2 H2S
Como a base e o ácido são fracos, não é possível definir 
o caráter da solução. Este só poderia ser definido se as 
constantes tivessem sido apresentadas.
19. Das soluções aquosas dos seguintes sais:
 (I) NaCℓ (V) (NH4)2SO4
 (II) Na2S (VI) (NH4)2CO3
 (III) Ba(NO3)2 (VII) K2CO3
 (IV) AgNO3
Química 21
a) Em qual das soluções citadas ocorre hidrólise do 
cátion?
IV e V
b) Em qual das soluções citadas ocorre hidrólise do 
ânion?
II e VII 
c) Em qual das soluções citadas ocorre hidrólise do 
cátion e do ânion?
VI 
d) Quais das soluções apresentam pH < 7?
IV e V
e) Quais das soluções apresentam pH > 7?
II e VII 
f) Quais das soluções têm pH = 7 ou pOH = 7?
I e III 
20. (UFSM – RS) Analise as reações de hidrólise do acetato 
de sódio (1), do cloreto de amônio (2) e do acetato de 
amônio (3).
 (1) NaCH3COO Na
+ + CH3COO
– 
 CH3COO
– + HOH OH– + CH3COOH
 (2) NH4Cℓ NH4
+ + Cℓ–
 NH4
+ + HOH H+ + NH4OH
 (3) NH4CH3COO NH4
+ + CH3COO
–
 NH4
+ + HOH NH4OH + H
+
 CH3COO
– + HOH CH3COOH + OH
–
 Sabendo que o Ka do CH3COOH e o Kb do NH4OH têm o 
mesmo valor, 1,8 · 10–5, pode-se dizer que o
 I. NaCH3COO e o NH4Cℓ são sais de caráter básico. 
 II. NH4CH3COO é um sal de caráter neutro. 
 III. NH4Cℓ é um sal de caráter básico e o NaCH3COO, 
um sal de caráter ácido. 
 IV. NaCH3COO é um sal de caráter básico e o NH4Cℓ, 
um sal de caráter ácido. 
 Estão corretas
a) apenas I e II.
b) apenas I e III.
c) apenas II e III.
X d) apenas II e IV.
e) apenas III e IV.
21. (UNAERP – SP) Hidrólise é uma reação entre um ânion 
(A–) ou um cátion (C+) e água, com fornecimento de 
íons OH– ou H+ para a solução. Assim, a hidrólise do 
NH4CN pode ser representada pelas reações:
 1. CN– + H2O HCN + OH
–
 2. (NH4)
+ + H2O NH4OH + H
+
 cujos valores das constantes de hidrólise são:
 
K
K
CN
NH
−
+
=
⋅
⋅
= ⋅
=
⋅
⋅
= ⋅
−
−
−
−
−
−
1 10
4 10
2 5 10
1 10
18 10
5 6 10
14
10
5
14
5
1
4
,
,
, 00
 Portanto, a solução resultante da hidrólise do cianeto 
de amônia deverá ser:
a) fortemente ácida.
b) fortemente básica.
c) neutra.
d) fracamente ácida.
X e) fracamente básica.
22. (FUVEST – SP) Carbonato de sódio, quando colocado 
em água, a 25 ºC, se dissolve:
 Na2CO3(s) + H2O(ℓ) HCO3
–
(aq) + 2 Na
+
(aq) + X
 X e o pH da solução resultante devem ser:
a) CO2, maior que 7.
X b) OH–(aq), maior que 7.
c) H+(aq), igual a 7.
d) CO2, igual a 7.
e) OH–(aq), menor que 7.
23. A acidez elevada do solo dos cerrados prejudica a agri-
cultura. Dispondo das seguintes substâncias: CaSO4, 
NH4NO3 e CaCO3, com a finalidade única de corrigir a 
acidez do solo, qual seria a indicada? Por quê?
CaCO3, pois é um sal de caráter básico proveniente de uma base 
forte (Ca(OH)2) e um ácido fraco (H2CO3). 
De acordo com as informações, 
ocorre a hidrólise do ânion e do 
cátion para o cianeto de amônia 
(NH4CN). Assim, o caráter da solu-
ção depende das constantes Ka e 
Kb. Como Kb (2,5 · 10
–5) é maior que 
Ka (5,6 · 10
–10), a solução é leve-
mente básica. 
22 Volume 7
24. (FUVEST – SP) Explique por que, dissolvendo carbona-
to de sódio em água, obtém-se uma solução alcalina. 
Como é possível comprovar experimentalmente a alca-
linidade dessa solução?
Em água, o carbonato de sódio se hidrolisa formando uma base 
forte (NaOH) e um ácido fraco (H2CO3). A presença do íon OH
–
(aq)
indica o caráter básico da solução. Experimentalmente, a 
alcalinidade pode ser comprovada com o uso de indicadores. 
25. (UFSJ) Alguns sais apresentam a propriedade de tor-
nar as soluções aquosas ácidas ou básicas quando 
dissolvidos, enquanto outros não alteram o pH natural 
da água. O carbonato de sódio (Na2CO3), o cloreto de 
sódio (NaCℓ) e o sal amoníaco (NH4Cℓ) produzem, res-
pectivamente, soluções aquosas
a) neutra, básica e ácida.
b) ácida, neutra e básica.
X c) básica, neutra e ácida.
d) ácida, ácida e neutra.
26. (FGV – RJ) A indústria alimentícia emprega várias 
substâncias químicas para conservar os alimentos e 
garantir que eles se mantenham adequados para con-
sumo após a fabricação, transporte e armazenagem 
nos pontos de venda. Dois exemplos disso são o nitrato 
de sódio adicionado nos produtos derivados de carnes 
e o sorbato de potássio, proveniente do ácido sórbico 
HC6H7O2 (Ka = 2 ∙ 10
–5 a 25 ºC), usado na fabricação 
de queijos.
 As soluções aquosas dos sais de nitrato de sódio e de 
sorbato de potássio têm, respectivamente, pH
X a) igual a 7; maior que 7.
b) igual a 7; menor que 7.
c) menor que 7; igual a 7.
d) menor que 7; maior que 7.
e) maior que7; menor que 7.
27. (CEFET – MG) Um professor de Química propôs a ma-
nipulação de um indicador ácido-base que se compor-
tasse da seguinte maneira:
pH Cor da solução
< 7 Amarela
= 7 Alaranjada
> 7 Vermelha
NaNO3 – sal formado por 
base forte (NaOH) e áci-
do forte (HNO3) ∴ caráter 
neutro (pH = 7).
KC6H7O2 – sal formado por 
base forte (KOH) e ácido 
fraco (HC6H7O2) ∴ caráter 
básico (pH > 7).
 As cores das soluções aquosas de NaCN, NaCℓ e 
NH4Cℓ, na presença desse indicador, são, respectiva-
mente
a) amarela, alaranjada e vermelha.
b) amarela, vermelha e alaranjada.
X c) vermelha, alaranjada e amarela.
d) alaranjada, amarela e vermelha.
e) alaranjada, amarela e alaranjada.
28. (UNIMONTES – MG) Considere quatro soluções, todas 
de concentração 0,1 mol/L, constituídas de
 I. um ácido forte.
 II. uma base fraca.
 III. um ácido de Ka = 2,0 ∙ 10
–3.
 IV. um ácido de Ka = 8,0 ∙ 10
–6.
 No que se refere aos dados fornecidos, é correto afir-
mar que
a) o pH da solução I é maior que o pH da solução II.
b) o pH da solução IV é menor que o pH da solução III. 
c) a força dos ácidos, em III e IV, é a mesma. 
X d) o Kb da base conjugada do ácido em III é igual a 
5,0 ∙ 10–12.
29. (ENEM) Visando minimizar impactos ambientais, a 
legislação brasileira determina que resíduos químicos 
lançados diretamente no corpo receptor tenham pH 
entre 5,0 e 9,0. Um resíduo líquido aquoso gerado 
em um processo industrial tem concentração de 
íons hidroxila igual a 1,0 · 10–10 mol/L. Para atender 
a legislação, um químico separou as seguintes 
substâncias, disponibilizadas no almoxarifado da 
empresa: CH3COOH, Na2SO4, CH3OH, K2CO3 e NH4Cℓ.
 Para que o resíduo possa ser lançado diretamente no 
corpo receptor, qual substância poderia ser empregada 
no ajuste do pH?
a) CH3COOH
b) Na2SO4
c) CH3OH
X d) K2CO3
e) NH4Cℓ
Sendo a concentração de hidroxila igual a 
1,0 · 10–10 mol/L, o pH do resíduo está abaixo 
do desejado – pH = 4. Portanto, para ajustar 
o pH, é necessário utilizar uma solução com 
caráter básico.
Química 23
30. 
[...]
Quase todos os processos biológicos são 
dependentes do pH; uma pequena variação 
na acidez produz uma grande variação na 
velocidade da maioria destes processos.
O pH do sangue de mamíferos é um reflexo 
do estado do balanço ácido-base do corpo. 
Em condições normais, o pH é mantido 
entre 7,35 e 7,45 devido a uma série de 
mecanismos complexos que compreendem 
produção, tamponamento e eliminação de 
ácidos pelo corpo. [...]
Uma diminuição (acidose) ou aumento 
(alcalose) do pH do sangue pode causar 
sérios problemas e até mesmo ser fatal. [...]
FIORUCCI, A. R. et al. O conceito de solução tampão. Química 
Nova na Escola, n. 13, p, 18-21. maio 2001. Disponível em: 
<http://www.ufscar.br/labbes/wp-content/uploads/buffer.pdf>. 
Acesso em: 1 dez. 2015.
 Explique como um sistema-tampão resiste a variações 
de pH.
Os tampões são geralmente formados por um ácido ou uma base 
fraca e pelo sal correspondente. Ao adicionar a um tampão ácido, 
por exemplo, uma base forte, o íon OH–, proveniente dessa base, 
consome o íon H+ do equilíbrio. Isso faz com que o ácido não 
ionizado se ionize para repor o H+ consumido e evitar grandes 
variações de pH. Ao contrário, ao adicionar um ácido forte, a 
concentração de íon H+ aumenta. Dessa maneira, o H+, proveniente 
do ácido que foi acrescentado, consome o íon A– do sal, originando 
o ácido não ionizado para evitar grandes variações de pH. 
31. (UEPA) As informações destacadas abaixo foram retira-
das do rótulo de um refrigerante “zero açúcar”:
Ingredientes:
Água gaseificada, extrato de noz de cola, 
cafeína, aroma natural, corante caramelo 
IV, acidulante ácido fosfórico, edulcorantes 
artificiais: ciclamato de sódio (24 mg), 
acessulfame de potássio 5 mg, e aspartame 
12 mg, por 100 mL, conservador, benzoato 
de sódio, regulador de acidez citrato 
de sódio. Prazo de validade / lote: vide 
marcação. Aut. CCI / RJ Ind. Brasileira.
 A água gaseificada apresenta o seguinte equilíbrio quí-
mico:
 CO2(aq) + 2 H2O(ℓ) HCO3
–
(aq) + H3O
+
(aq)
 E ainda estão presentes acidulantes utilizados para re-
alçar o sabor e para inibir o desenvolvimento de micro-
-organismos. Os acidulantes, comumente usados pela 
indústria alimentícia, são os ácidos cítrico (C6H8O7) e 
fosfórico (H3PO4). Para regular a acidez do meio, usa-
-se o citrato de sódio (C6H7O7Na) e, para substituir o 
açúcar, usa-se o aspartame (C14H18N2O5) e o ciclamato 
de sódio (NaC6H12SNO3).
 Com base no texto, considere as afirmativas abaixo.
 I. Com a retirada de CO2(aq), o sistema sairá de equi-
líbrio e ele será deslocado para o lado esquerdo, 
formando mais reagentes.
 II. Com a diminuição da quantidade de CO2(aq) haverá 
consumo do íon hidrônio (H3O
+
(aq)), o que implicará 
uma elevação no valor do pH do líquido. 
 III. O valor de pH do líquido geralmente permanece em 
torno de 3,0. Isto significa concentração do íon hi-
drônio (H3O
+) no líquido é 0,003 mol/L. 
 IV. O valor do pH do refrigerante, após ser aberto, se 
mantém em 3, devido à formação de um tampão 
entre um ácido fraco (ácido cítrico) e seu sal deriva-
do (citrato de sódio).
 V. As soluções-tampão (formadas por ácido fraco/base 
conjugada) têm a propriedade de resistir a mudan-
ças de pH quando pequenas quantidades de ácidos 
ou bases lhes são adicionados.
 A alternativa que contém todas as afirmativas corretas 
é:
a) I, II, III e IV
b) I, II, III e V
c) I, III, IV e V
X d) I, II, IV e V
e) II, III, IV e V
24 Volume 7
Produto de solubilidade
32. O produto de solubilidade (Kps) é aplicado a equilíbrios 
heterogêneos de sais e bases pouco solúveis, em que 
as espécies químicas presentes estão em fases dife-
rentes. Para os equilíbrios citados, escreva a expressão 
do produto de solubilidade:
a) Ag2S(s) 2 Ag
+
(aq) + S
2–
(aq)( ) ( q) ( q)
Kps = [Ag
+]2 · [S2–]
b) BaSO4(s) Ba
2+
(aq) + SO4
2–
(aq)( ) ( q) ( q)
Kps = [Ba
2+] · [SO4
2–]
c) CaCO3(s) Ca
2+
(aq) + CO3
2–
(aq)( ) ( q) ( q)
Kps = [Ca
2+] · [CO3
2–]
d) PbCℓ2(s) Pb
2+
(aq) + 2 Cℓ
–
(aq)( ) ( q) ( q)
Kps = [Pb
2+] · [Cℓ–]2
33. Observe o quadro:
Substância Kps
Cloreto de chumbo II (PbCℓ2) 2 · 10
–5
Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) 4 · 10
–6
Sulfeto de cádmio (CdS) 8 · 10–27
Hidróxido de ferro III (Fe(OH)3) 4 · 10
–40
 Analise os itens a seguir e assinale V para as afirmati-
vas verdadeiras e F para as falsas.
( V ) O hidróxido de ferro III é a substância menos so-
lúvel entre todas as substâncias apresentadas no 
quadro.
( F ) O produto de solubilidade do sulfeto de cádmio é 
K
Cd S
CdS
ps =
⋅+ −[ ] [ ]
[ ]
2 2
.
( F ) A solubilidade do cloreto de chumbo II é menor que 
a do hidróxido de cálcio.
( V ) O Kps do hidróxido de ferro III é representado pelo 
produto dos íons Fe3+ e OH–.
34. (ENEM) Devido ao seu alto teor de sais, a água do mar 
é imprópria para o consumo humano e para a maioria 
dos usos da água doce. No entanto, para a indústria, 
a água do mar é de grande interesse, uma vez que 
os sais presentes podem servir de matérias-primas 
importantes para diversos processos. Nesse contexto, 
devido a sua simplicidade e ao seu baixo potencial de 
impacto ambiental, o método da precipitação fraciona-
da tem sido utilizado para a obtenção dos sais presen-
tes na água do mar.
33.
(F) O produto de solubilidade do sulfeto de cádmio é: 
Kps = [Cd
2+] · [S2–]. 
(F) Como as duas substâncias apresentam a mesma 
relação de cátions e ânions, a solubilidade não precisa ser 
calculada. Kps solubilidade. 
Química 25
 Tabela 1: Solubilidade em água de alguns compostos 
presentes na água do mar a 25 ºC
Soluto Fórmula
Solubilidade 
g/kg de H2O
Brometo de sódio NaBr 1,20 ∙ 103
Carbonato de cálcio CaCO3 1,30 ∙ 10
–2
Cloreto de sódio NaCℓ 3,60 ∙ 102
Cloreto de magnésio MgCℓ2 5,41 ∙ 10
2
Sulfato de magnésio MgSO4 3,60 ∙ 10
2
Sulfato de cálcio CaSO4 6,80 ∙ 10
–1
PILOMBO, L. R. M.; MARCONDES, M.E.R.; GEPEC. Grupo depesquisa em Educação Química. Química e Sobrevivência: Hidrosfera 
Fonte de Materiais. São Paulo: EDUSP, 2005 (adaptado).
 Suponha que uma indústria objetiva separar determi-
nados sais de uma amostra de água do mar a 25 °C, 
por meio da precipitação fracionada. Se essa amostra 
contiver somente os sais destacados na tabela, a se-
guinte ordem de precipitação será verificada.
X a) Carbonato de cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de só-
dio e sulfato de magnésio, cloreto de magnésio e, 
por último, brometo de sódio. 
b) Brometo de sódio, cloreto de magnésio, cloreto de 
sódio e sulfato de magnésio, sulfato de cálcio e, por 
último, carbonato de cálcio. 
c) Cloreto de magnésio, sulfato de magnésio e cloreto 
de sódio, sulfato de cálcio, carbonato de cálcio e, 
por último, brometo de sódio. 
d) Brometo de sódio, carbonato de cálcio, sulfato de 
cálcio, cloreto de sódio e sulfato de magnésio e, por 
último, cloreto de magnésio. 
e) Cloreto de sódio, sulfato de magnésio, carbonato de 
cálcio, sulfato de cálcio, cloreto de magnésio e, por 
último, brometo de sódio.
35. (PUC-Rio – RJ) Carbonato de cobalto é um sal muito 
pouco solúvel em água e, quando saturado na presen-
ça de corpo de fundo, a fase sólida se encontra em 
equilíbrio com os seus íons no meio aquoso.
 CoCO3(s) Co
2+
(aq) + CO3
2–
(aq)
 Sendo o produto de solubilidade do carbonato de cobal-
to, a 25 ºC, igual a 1,0 ∙ 10–10, a solubilidade do sal, em 
mol L–1, nessa temperatura é
a) 1,0 ∙ 10–10 d) 1,0 ∙ 10–8
b) 1,0 ∙ 10–9 X e) 1,0 ∙ 10–5
c) 2,0 ∙ 10–8
Kps = [Co
2+] · [CO3
2–]
1,0 · 10–10 = [Co2+] · [CO3
2–]
1,0 · 10–10 = x · x
x = 1 · 10–5 mol/L
36. Em algumas radiografias, é utilizado como contraste 
o sulfato de bário (BaSO4). Esse sal é extremamente 
insolúvel e apresenta produto de solubilidade em torno 
de 1 · 10–10. Em 2003, um fornecedor desse contraste 
vendeu o produto contaminado com carbonato de bário 
(BaCO3), um sal pouco solúvel – Kps = 8,1 · 10
–9, tóxico 
e mortal, o que acarretou a morte de várias pessoas. 
 Determine a solubilidade molar do sulfato de bário e do 
carbonato de bário. 
BaSO4(s) Ba
2+
(aq) + SO4
2–
(aq)
Kps = [Ba
2+] · [SO4
2–]
1 · 10–10 = [Ba2+] · [SO4
2–]
1 · 10–10 = x · x
x = 1 · 10–5 mol/L
BaCO3(s) Ba
2+
(aq) + CO3
2–
(aq)
Kps = [Ba
2+] · [CO3
2–]
8,1 · 10–9 = [Ba2+] · [CO3
2–]
81 · 10–10 = x · x
x = 9 · 10–5 mol/L
©
Sh
u
tt
er
st
oc
k/
G
am
19
83
34. Como as substâncias apresentam a mesma relação de cátions e ânions, pode-se 
dizer que, quanto menor for a solubilidade, mais rápido ocorrerá a precipitação. 
26 Volume 7
37. (UFRN) O ferro é encontrado nos alimentos, no estado 
de oxidação 3+, ou seja, como Fe (III), mas, para que 
possa ser absorvido pelo organismo, deve apresentar-
-se no estado de oxidação 2+, ou seja, como Fe (II).
 Contribuem, para a transformação do Fe (III) em Fe (II), 
substâncias redutoras presentes no suco gástrico. Por 
sua vez, outras substâncias podem facilitar ou dificultar 
a biodisponibilidade do Fe (II) para sua absorção pelo 
organismo. Em presença da vitamina C, o Fe (II) forma 
complexos solúveis, enquanto que, com o oxalato, for-
ma um composto cujo valor de Kps é muito baixo.
 Algumas pessoas recomendam consumir espinafre por 
conter alto teor de Fe (II), mas que também contém ele-
vada quantidade de oxalato. Também aconselham que 
a feijoada, rica em Fe (II), seja consumida juntamente 
com suco de laranja, rico em vitamina C. Em relação 
às recomendações para se consumir espinafre com o 
suco de laranja, nessas condições, é correto afirmar:
a) O espinafre é uma boa fonte de Fe (II) biodisponível, 
uma vez que se forma oxalato de Fe (II) muito solú-
vel, o que facilita sua absorção pelo organismo.
X b) O espinafre não é uma boa fonte de Fe (II) biodispo-
nível, uma vez que se forma oxalato de Fe (II) pouco 
solúvel, o que dificulta sua absorção pelo organismo.
c) O complexo formado pela vitamina C com o Fe (II) 
apresenta elevado valor de Kps, o que dificulta sua 
absorção.
d) O complexo formado pela vitamina C com o Fe (II) 
apresenta muito baixo valor de Kps, o que facilita sua 
absorção.
38. Algumas pessoas acreditam que o declínio do Império 
Romano da Antiguidade se deveu, pelo menos em par-
te, à contaminação de seu povo pelos íons chumbo (II), 
Pb2+. Tais íons estavam presentes na água provenien-
te de recipientes e encanamentos de chumbo, de uso 
muito difundido naquela civilização. 
 Considerando que a água ingerida pelos romanos esta-
va saturada de carbonato de chumbo, cujo Kps é igual a 
1,6 · 10–13, faça o que se pede: 
a) escreva a equação de dissociação do carbonato de 
chumbo. 
PbCO3(s) Pb
2+
(aq) + CO3
2–
(aq)
b) escreva a expressão do produto de solubilidade do 
sal. 
Kps = [Pb
2+] · [CO3
2–]
c) determine a solubilidade, em mol/L, de PbCO3 na 
água pura.
Kps = [Pb
2+] · [CO3
2–]
1,6 · 10–13 = [Ba2+] · [CO3
2–]
16 · 10–14 = x · x
x = 4 · 10–7 mol/L
39. Sabendo-se que não devem ser lançadas, em cursos 
de água naturais, soluções aquosas contendo altas 
concentrações de íons, por causa da contaminação 
provocada pelo mercúrio, uma recomendação para 
“remover” esses íons, altamente poluidores e tóxicos, é 
precipitá-los sob a forma de sais de mercúrio (II).
 Abaixo estão listados alguns sais de mercúrio II com 
seus respectivos produtos de solubilidade:
 HgS (sulfeto de mercúrio) 9,0 · 10–52
 HgCrO4 (cromato de mercúrio) 5,2 · 10
–26
 HgCO3 (carbonato de mercúrio) 4 · 10
–16
 HgSO4 (sulfato de mercúrio) 3,9 · 10
–8
Química 27
a) Qual dos sais de mercúrio II é o mais indicado para eliminar por precipitação na forma de sal pouco solúvel os íons 
Hg2+(aq) existentes na água de determinado manancial? Justifique.
HgS (sulfeto de mercúrio), pois apresenta Kps menor (menos solúvel).
b) Escreva a expressão da constante de solubilidade do sal escolhido no item anterior.
HgS(s) Hg
2+
(aq) + S
2–
(aq)
Kps = [Hg
2+] · [S2–]
c) Calcule a concentração, em mol/L, de mercúrio II dissolvido na água do manancial em função do sal escolhido no 
item a.
HgS(s) Hg
2+
(aq) + S
2–
(aq)
Kps = [Hg
2+] · [S2–]
9,0 · 10–52 = x · x
x = 3 · 10–26 mol/L
d) Supondo a utilização do fosfato de mercúrio II – Hg3(PO4)2 – para remover os íons Hg
2+ por precipitação, determine 
o valor do Kps desse sal sabendo que sua solubilidade é 0,001 mol/L. p
Hg3(PO4)2(s) 3 Hg
2+
(aq) + 2 PO4
3–
(aq)
1,0 · 10–3 mol/L 3,0 · 10–3 mol/L 2,0 · 10–3 mol/L 
Kps = [Hg
2+]3 · [PO4
3–]2
Kps = (3,0 · 10
–3)3 · (2,0 · 10–3)2
Kps = 1,08 · 10
–13
28 Volume 7
40. (UNIMONTES – MG) O sulfato de bário, BaSO4, é usado pelos radiologistas como solução de contraste em exames 
radiológicos. Utiliza-se, em geral, uma solução saturada desse sal cuja solubilidade é de 1,0 ∙ 10–5 mol/L.
 BaSO4(s) Ba
2+
(aq) + SO4
2–
(aq)
 Considerando que o limite de tolerância do íon bário no organismo é cerca de 7,0 ∙ 10–3 mol, assinale a alternativa 
incorreta.
a) A adição de mais sulfato diminui a solubilidade do sulfato de bário. 
b) O BaSO4 é um material radiopaco, sendo capaz de barrar os raios X.
c) O produto de solubilidade (Kps) do sal sulfato de bário é 1,0 ∙ 10
–10. 
X d) A ingestão de 100 mL de solução saturada de BaSO4 pode ser letal.
a) Correta. A adição de mais sulfato desloca o equilíbrio para a esquerda ( ), diminuindo a solubilidade do sulfato de bário.
b) Correta.
c) Correta.
Kps = [Ba
2+] · [SO4
2–]
Kps = 1 · 10
–5 · 1 · 10–5
Kps = 1 · 10
–10 
d) Incorreta.
1 · 10–5 mol 1 L
 x 0,1 L
x = 1 · 10–6 mol < 7 · 10–3 mol (limite de tolerância do íon bário no organismo) 
41. (UFU – MG) Para verificar se em uma amostra de água existem traços de íon cloreto, um estudante, no laboratório 
de química, decidiu adicionar, lenta e continuamente, nitrato de prata, AgNO3, 0,01 mol/L. É sabido que o produto de 
solubilidade do AgCℓ é 2 ∙ 10–10. Teoricamente, o estudante previu que haveria:
X a) Precipitação docloreto de prata se a concentração do íon cloreto fosse maior ou igual a 2 ∙ 10–8 mol/L. 
b) Efervescência, com liberação de gás carbônico, se a concentração do íon cloreto fosse menor ou igual a 
2 ∙ 10–10 mol/L. 
c) Liberação de odor característico, se o nitrato, ao reagir com o cloreto de concentração 10–2 mol/L, liberasse o gás 
amônia. 
d) Mudança de cor da solução, indicando a presença de íon cloreto com concentração igual a 0,01 mol/L.
AgCℓ(s) Ag
+
(aq) + Cℓ
–
(aq)
Kps = [Ag
+] · [Cℓ–]
2,0 · 10–10 = 10–2 · x
x = 2 · 10–8 mol/L